Slabá zásada silná kyselina. Silná kyselina a silná zásada
Hydrolýzna konštanta sa rovná pomeru súčinu koncentrácií
produkty hydrolýzy na koncentráciu nehydrolyzovanej soli.
Príklad 1. Vypočítajte stupeň hydrolýzy NH4CI.
Rozhodnutie: Z tabuľky nájdeme teda Kd (NH4OH) \u003d 1,8 × 10 -3
Кγ \u003d Кв / Кд к \u003d \u003d 10 -14 / 1,8 ∙ 10 -3 \u003d 5,56 ∙ 10 -10.
Príklad 2. Vypočítajte stupeň hydrolýzy ZnCl2 v 1 kroku v 0,5 M roztoku.
Rozhodnutie: Iónová rovnica hydrolýzy Zn 2 + H 2 O ZnOH + + H +
Kd ZnOH + 1 \u003d 1,5 × 10-9; hγ \u003d √ (Kw / [Kd hlavná ∙ Cm]) \u003d 10 - 14 / 1,5 - 10 - 9 - 0,5 \u003d 0,36 - 10 - 2 (0,36%).
Príklad 3.Pripravte iónovo-molekulárne a molekulárne rovnice hydrolýzy solí: a) KCN; b) Na2C03; c) ZnSO4. Stanovte reakciu média v roztoku týchto solí.
Rozhodnutie:a) Kyanid draselný KCN je soľ slabej kyseliny monobázickej (pozri tabuľku I v prílohe), HCN a silnej bázy KOH. Po rozpustení vo vode sa molekuly KCN úplne disociujú na katióny K + a CN - anióny. Katióny K + nemôžu viazať ióny OH - vody, pretože KOH je silný elektrolyt. Anióny CN - viažu H + ióny vody a vytvárajú molekuly slabého elektrolytu HCN. Soľ sa hydrolyzuje na anióne. Rovnica iónovo-molekulárnej hydrolýzy
CN - + H20 O HCN + OH -
alebo v molekulárnej forme
KCN + H20 HCN + KOH
V dôsledku hydrolýzy sa v roztoku objaví určitý prebytok OH - iónov, preto má roztok KCN alkalickú reakciu (pH\u003e 7).
b) Uhličitan sodný Na2C03 je soľ slabej kyseliny polybázovej a silnej bázy. V tomto prípade anióny soli СО 3 2-, viažuce vodíkové ióny vody, tvoria anióny kyslej soli HCO - 3, a nie molekuly Н 2 СО 3, pretože ióny НСО - 3 disociujú oveľa ťažšie ako molekuly Н 2 СО 3. Za normálnych podmienok hydrolýza prebieha podľa prvého stupňa. Soľ sa hydrolyzuje na anióne. Rovnica iónovo-molekulárnej hydrolýzy
CO 2- 3 + H20 HCO - 3 + OH -
alebo v molekulárnej forme
Na2C03 + H20 NaHC03 + NaOH
V roztoku sa objaví nadbytok OH - iónov, preto roztok Na2C03 má alkalickú reakciu (pH\u003e 7).
c) Síran zinočnatý ZnS04 je soľ slabej viackyselinovej bázy Zn (OH) 2 a silnej kyseliny H2S04. V tomto prípade katióny Zn + viažu hydroxylové ióny vody a vytvárajú katióny bázickej soli ZnOH +. K tvorbe molekúl Zn (OH) 2 nedochádza, pretože ióny ZnOH + sa disociujú oveľa ťažšie ako molekuly Zn (OH) 2. Za normálnych podmienok hydrolýza prebieha podľa prvého stupňa. Soľ sa hydrolyzuje katiónom. Rovnica iónovo-molekulárnej hydrolýzy
Zn 2+ + H20 ZnOH + + H +
alebo v molekulárnej forme
2ZnSO4 + 2Н2 О (ZnOH) 2S04 + H2S04
V roztoku sa objaví nadbytok vodíkových iónov, preto má roztok ZnSO4 kyslú reakciu (pH< 7).
Príklad 4.Aké produkty vznikajú zmiešaním roztokov A1 (NO 3) 3 a K 2 CO 3? Zostavte rovnicu iónovo-molekulárnej a molekulárnej reakcie.
Rozhodnutie.Soľ A1 (N03) 3 sa hydrolyzuje katiónom a K2C03 aniónom:
A1 3+ + H20 O A1OH 2+ + H +
CO 2- 3 + H 2 O NSO - s + OH -
Ak sú roztoky týchto solí v jednej nádobe, potom dôjde k vzájomnému posilneniu hydrolýzy každej z nich, pretože ióny H + a OH - tvoria molekulu slabého elektrolytu H20. V takom prípade sa hydrolytická rovnováha posúva doprava a hydrolýza každej z prijatých solí končí na konci tvorbou Al (OH) 3 a C02 (H2C03). Iontovo-molekulárna rovnica:
2A1 3+ + ЗСО 2- 3 + ЗН 2 О \u003d 2А1 (ОН) 3 + ЗСО 2
molekulárna rovnica: ZCO2 + 6KNO3
2A1 (NO 3) 3 + ЗК 2 СО 3 + ЗН 2 О \u003d 2А1 (ОН) 3
ELEKTROLYTY- Látky, roztoky alebo taveniny, ktoré vedú elektrický prúd.
NEELEKTROLYTY- Látky, roztoky alebo taveniny, ktoré nevedú elektrický prúd.
Disociácia - rozklad zlúčenín na ióny.
Disociačný stupeň - pomer počtu molekúl disociovaných na ióny k celkovému počtu molekúl v roztoku.
SILNÉ ELEKTROLYTY po rozpustení vo vode sa takmer úplne disociujú na ióny.
Pri písaní rovníc pre disociáciu silných elektrolytov sa uvádza znamienko rovnosti.
Medzi silné elektrolyty patria:
Rozpustné soli ( pozri tabuľku rozpustnosti);
Mnoho anorganických kyselín: HNO3, H2S04, HClO3, HClO4, HMnO4, HCl, HBr, HI ( pozri sa kyselinami silné elektrolyty v tabuľke rozpustnosti);
Zásady alkalických (LiOH, NaOH, KOH) a kovov alkalických zemín (Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2) ( viď bázicky silné elektrolyty v tabuľke rozpustnosti).
SLABÉ ELEKTROLYTY vo vodných roztokoch sa iba čiastočne (reverzibilne) disociujú na ióny.
Pri písaní rovníc pre disociáciu slabých elektrolytov sa dá znak reverzibility.
Slabé elektrolyty zahŕňajú:
· Takmer všetky organické kyseliny a voda (H20);
Niektoré anorganické kyseliny: H2S, H3P04, HCl04, H2C03, HNO2, H2SiO3 ( pozri sa kyseliny sú slabé elektrolyty v tabuľke rozpustnosti);
Nerozpustné hydroxidy kovov (Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2) ( pozri dôvody-czlé elektrolyty v tabuľke rozpustnosti).
Na stupeň elektrolytickej disociácie má vplyv niekoľko faktorov:
charakter rozpúšťadla a elektrolyt: silné elektrolyty sú látky s iónovými a kovalentnými silne polárnymi väzbami; dobrá ionizačná schopnosť, t.j. schopnosť spôsobiť disociáciu látok majú rozpúšťadlá s vysokou dielektrickou konštantou, ktorých molekuly sú polárne (napríklad voda);
teplota: pretože disociácia je endotermický proces, zvýšenie teploty zvyšuje hodnotu α;
koncentrácia: keď je roztok zriedený, zvyšuje sa stupeň disociácie a so zvyšujúcou sa koncentráciou klesá;
disociačné štádium: každá nasledujúca etapa je menej účinná ako predchádzajúca, približne 1 000 - 10 000-krát; napríklad pre kyselinu fosforečnú α1\u003e α2\u003e α3:
H3PО4⇄Н ++ H2PО - 4 (prvý stupeň, α 1),
H2PО - 4⇄Н ++ HPО2−4 (druhý stupeň, α 2),
НPО2−4⇄Н ++ PО3−4 (tretí stupeň, α 3).
Z tohto dôvodu je koncentrácia vodíkových iónov v roztoku tejto kyseliny najvyššia a koncentrácia fosforečnanových iónov PO3−4 najnižšia.
1. Rozpustnosť a stupeň disociácie látky navzájom nesúvisia. Napríklad kyselina octová, ktorá je ľahko (neobmedzene) rozpustná vo vode, je slabý elektrolyt.
2. Roztok slabého elektrolytu obsahuje menej ako iné ióny, ktoré sa tvoria v poslednom štádiu elektrolytickej disociácie
Stupeň elektrolytickej disociácie je tiež ovplyvnený pridanie ďalších elektrolytov: napríklad stupeň disociácie kyseliny mravčej
HCOOH ⇄ HCOO - + H +
klesá, ak sa k roztoku pridá malé množstvo mravčanu sodného. Táto soľ disociuje s tvorbou iónov mravčanov HCOO -:
HCOONa → HCOO - + Na +
Vďaka tomu sa zvyšuje koncentrácia iónov НСОО– v roztoku a podľa Le Chatelierovho princípu zvýšenie koncentrácie formiátových iónov posúva rovnováhu disociácie kyseliny mravčej doľava, t.j. stupeň disociácie klesá.
Ostwaldov zákon o zriedení - pomer vyjadrujúci závislosť ekvivalentnej elektrickej vodivosti zriedeného roztoku slabého binárneho elektrolytu na koncentrácii roztoku:
Tu je disociačná konštanta elektrolytu, je koncentrácia a sú to hodnoty ekvivalentnej elektrickej vodivosti pri koncentrácii a pri nekonečnom zriedení. Pomer je dôsledkom zákona hromadnej akcie a rovnosti
kde je stupeň disociácie.
Ostwaldov zákon o zriedení odvodil W. Ostwald v roku 1888 a tiež to potvrdil empiricky. Experimentálne stanovenie správnosti zákona Ostwaldovho riedenia malo veľký význam pre doloženie teórie elektrolytickej disociácie.
Elektrolytická disociácia vody. PH pH Voda je slabý amfotérny elektrolyt: Н2О Н + + ОН- alebo presnejšie: 2Н2О \u003d Н3О + + ОН- Disociačná konštanta vody pri 25 ° C je: Táto konštantná hodnota zodpovedá disociácii jedného zo sto miliónov. molekuly vody, preto možno považovať koncentráciu vody za konštantnú a rovnú 55,55 mol / l (hustota vody 1000 g / l, hmotnosť 1 l 1000 g, množstvo vodnej látky 1000 g: 18 g / mol \u003d 55,55 mol, C \u003d 55,55 mol: 1 l \u003d 55, 55 mol / L). Potom je táto hodnota konštantná pri danej teplote (25 ° C), nazýva sa to iónový produkt vody KW: Disociácia vody je endotermický proces, preto so zvýšením teploty v súlade s Le Chatelierovým princípom sa disociácia zvyšuje, iónový produkt stúpa a dosahuje 10 - 13 pri 100 ° C. V čistej vode pri 25 ° C sú koncentrácie vodíka a hydroxylových iónov navzájom rovnaké: \u003d \u003d 10 - 7 mol / l Roztoky, v ktorých sú koncentrácie vodíka a hydroxylových iónov navzájom rovnaké, sa nazývajú neutrálne. Ak sa do čistej vody pridá kyselina, koncentrácia vodíkových iónov sa zvýši a stane sa viac ako 10 - 7 mol / l, médium bude kyslé, zatiaľ čo koncentrácia hydroxylových iónov sa okamžite zmení tak, aby si iónový produkt vody zachoval svoju hodnota 10-14. To isté sa stane, keď sa do čistej vody pridá zásada. Koncentrácie vodíka a hydroxylových iónov súvisia s iónovým produktom, a preto, keď poznáme koncentráciu jedného z iónov, je ľahké vypočítať koncentráciu druhého. Napríklad, ak \u003d 10-3 mol / l, potom \u003d KW / \u003d 10-14 / 10-3 \u003d 10-11 mol / l, alebo, ak \u003d 10-2 mol / l, potom \u003d KW / \u003d 10- 14 / 10-2 \u003d 10-12 mol / l. Koncentrácia vodíkových alebo hydroxylových iónov môže teda slúžiť ako kvantitatívna charakteristika kyslosti alebo zásaditosti média. V praxi nepoužívajú koncentrácie vodíka alebo hydroxylových iónov, ale ukazovatele pH vodíka alebo hydroxyskupiny pOH. PH sa rovná zápornému desatinnému logaritmu koncentrácie vodíkových iónov: pH \u003d - lg. Hydroxylový exponent pOH sa rovná zápornému desatinnému logaritmu koncentrácie hydroxylových iónov: pOH \u003d - lg. Ľahko sa to dá zistiť pomocou logaritmus iónového produktu vody, ktorý má pH + pOH \u003d 14 Ak je pH média 7 - médium je neutrálne, ak je menej ako 7 kyslé, a čím je pH nižšie, tým vyššia je koncentrácia vodíkových iónov. pH je viac ako 7 - médium je alkalické, čím je pH vyššie, tým vyššia je koncentrácia hydroxylových iónov.
Zásady (hydroxidy) - komplexné látky, ktorých molekuly obsahujú jednu alebo viac hydroxylových skupín. Najčastejšie sú bázy zložené z atómu kovu a skupiny OH. Napríklad NaOH je hydroxid sodný, Ca (OH) 2 je hydroxid vápenatý atď.
Existuje báza - hydroxid amónny, v ktorej nie je hydroxyskupina viazaná na kov, ale na ión NH4 + (amónny katión). Hydroxid amónny vzniká rozpustením amoniaku vo vode (reakcia pridania vody k amoniaku):
NH3 + H20 \u003d NH4OH (hydroxid amónny).
Valencia hydroxyskupiny je 1. Číslo hydroxylové skupiny v základnej molekule závisí od valencie kovu a rovná sa jej. Napríklad NaOH, LiOH, Al (OH) 3, Ca (OH) 2, Fe (OH) 3 atď.
Všetky dôvody - pevné látky, ktoré majú rôzne farby. Niektoré zásady sú ľahko rozpustné vo vode (NaOH, KOH atď.). Väčšina z nich sa však nerozpúšťa vo vode.
Bázy, ktoré sú rozpustné vo vode, sa nazývajú alkálie. Alkalické roztoky sú „mydlové“, klzké na dotyk a skôr žieravé. Alkálie zahŕňajú hydroxidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín (KOH, LiOH, RbOH, NaOH, CsOH, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2 atď.). Zvyšok je nerozpustný.
Nerozpustné zásady- toto je amfotérne hydroxidy, ktoré pri interakcii s kyselinami pôsobia ako zásady a správajú sa k zásadám ako kyseliny.
Rôzne zásady sa líšia schopnosťou štiepiť hydroxylové skupiny, preto sa delia na silné a slabé zásady.
Silné zásady vo vodných roztokoch sa ľahko vzdajú svojich hydroxylových skupín, zatiaľ čo slabé nie.
Chemické vlastnosti zásad
Chemické vlastnosti báz sú charakterizované ich pomerom ku kyselinám, anhydridom kyselín a soliam.
1. Indikátory ovplyvnenia... Indikátory menia svoju farbu v závislosti od interakcie s rôznymi chemikáliami. V neutrálnych roztokoch - majú jednu farbu, v kyselinových - inú. Pri interakcii s bázami menia svoju farbu: indikátor metylovej oranžovej sa zmení na žltú, lakmusový indikátor sa zmení na modrá farbaa z fenolftaleínu sa stáva fuchsia.
2. Interakcia s kyslými oxidmi s tvorba solí a vody:
2NaOH + SiO2 → Na2SiO3 + H20.
3. reaguje s kyselinami, tvorí soľ a vodu. Reakcia interakcie zásady s kyselinou sa nazýva neutralizačná reakcia, pretože po jej skončení sa médium stane neutrálnym:
2KOH + H 2SO 4 → K 2 SO 4 + 2 H 2 O.
4. Reagujte so soľami, tvorba novej soli a zásady:
2NaOH + CuS04 → Cu (OH) 2 + Na2S04.
5. Schopný rozkladu sa pri zahriatí na vodu a zásaditý oxid:
Cu (OH) 2 \u003d CuO + H20.
Stále máte otázky? Chcete sa dozvedieť viac o nadáciách?
Ak chcete získať pomoc od tútora, zaregistrujte sa.
Prvá lekcia je zadarmo!
s úplným alebo čiastočným kopírovaním materiálu, je potrebný odkaz na zdroj.
Hydrolýza solí "- Na pochopenie chémie ako výrobná sila spoločnosti. Kyselina octová CH3COOH je najstaršia organická kyselina. V kyselinách - karboxylové skupiny, Ale všetky kyseliny sú tu slabé.
Všetky kyseliny, ich vlastnosti a zásady sú rozdelené na silné a slabé. Napríklad nemôžete pripraviť koncentrovaný roztok slabej kyseliny alebo zriedený roztok silnej bázy. V tomto prípade hrá naša voda úlohu zásady, pretože prijíma protón z kyseliny chlorovodíkovej. Kyseliny, ktoré sa vo vodných roztokoch úplne disociujú, sa nazývajú silné kyseliny.
Pre oxidy hydratované neurčitým počtom molekúl vody, napríklad Tl2O3nH20, je neprijateľné písať vzorce ako Tl (OH) 3. Takisto sa neodporúča nazývať také zlúčeniny hydroxidmi.
Pre zásady môžete kvantifikovať ich silu, to znamená schopnosť odstrániť protón z kyseliny. Všetky podklady sú pevné látky s rôznymi farbami. Pozor! Alkálie sú vysoko korozívne látky. Pri kontakte s pokožkou spôsobujú alkalické roztoky ťažké dlhodobé popáleniny a pri kontakte s očami môžu spôsobiť slepotu. Pri spaľovaní kobaltových minerálov obsahujúcich arzén sa uvoľňuje prchavý jedovatý oxid arzénový.
Tieto vlastnosti molekuly vody už poznáte. II) a riešenie octová kyselina... HNO2) - iba jeden protón.
Všetky základy sú pevné látky, ktoré majú rôzne farby. 1. Pôsobenie na ukazovatele. Indikátory menia svoju farbu v závislosti od interakcie s rôznymi chemikáliami. Pri interakcii s bázami menia svoju farbu: indikátor metyloranžový žltne, lakmusový papierik modro a fenolftaleín sa stáva fuchsiou.
Kontajnery dajte do chladničky, napríklad do nádoby s ľadom. Tri roztoky zostanú číre a štvrté sa rýchlo zakalí a začne sa vytvárať biela zrazenina. Tu sa nachádza báriová soľ. Odložte túto nádobu. Uhličitan bárnatý môžete rýchlo určiť iným spôsobom. Je to celkom ľahké, potrebujete porcelánové naparovacie poháre a alkoholovú lampu. Ak ide o lítnu soľ, farba bude jasne červená. Mimochodom, ak sa báriová soľ testovala rovnakým spôsobom, farba plameňa mala byť zelená.
Elektrolyt je látka, ktorá je dielektrikom v tuhom stave, to znamená, že nevedie elektrický prúd, avšak v rozpustenom alebo roztavenom stave sa stáva vodičom. Pamätajte, že stupeň disociácie a podľa toho aj sila elektrolytu závisí od mnohých faktorov: od povahy samotného elektrolytu, od rozpúšťadla a od teploty. Preto je toto rozdelenie do istej miery svojvoľné. Jedna a tá istá látka môže byť za rôznych podmienok silný elektrolyt aj slabý.
Hydrolýza neprebieha, netvoria sa nové zlúčeniny, kyslosť média sa nemení. Ako sa mení kyslosť prostredia? Reakčné rovnice ešte nie je potrebné zapisovať. Ostáva nám postupne diskutovať o 4 skupinách solí a pre každú z nich uviesť konkrétny „scenár“ hydrolýzy. V ďalšej časti začneme soľami tvorenými so slabou zásadou a silnou kyselinou.
Po prečítaní článku budete môcť látky rozdeliť na soli, kyseliny a zásady. H riešenie, čo všeobecné vlastnosti majú kyseliny a zásady. Ak máme na mysli definíciu kyseliny podľa Lewisa, potom sa v texte takáto kyselina nazýva Lewisova kyselina.
Čím nižší je tento indikátor, tým silnejšia je kyselina. Silný alebo slabý - to vyžaduje referenčná kniha od Ph.D. pozri, ale musíš vedieť klasiku. Silné kyseliny sú tie, ktoré môžu vytlačiť anión inej kyseliny zo soli.
|
Nadácie |
|||||
|
Stredná pevnosť | |||||
|
Hydroxidy alkalických kovov (KOH, NaOH, ZiOH), Ba (OH) 2 atď. |
Na 4 OH a vo vode nerozpustné bázy (Ca (OH) 2, Zi (OH) 2, AL (OH) 3 atď.) |
||||
Hydrolýzna konštanta sa rovná pomeru produktu koncentrácií produktov hydrolýzy ku koncentrácii nehydrolyzovanej soli.
Príklad 1. Vypočítajte stupeň hydrolýzy NH4CI.
Rozhodnutie: Z tabuľky nájdeme teda Kd (NH4OH) \u003d 1,8 × 10 -3
Кγ \u003d Кв / Кд к \u003d \u003d 10 -14 / 1,8 ∙ 10 -3 \u003d 5,56 ∙ 10 -10.
Príklad 2. Vypočítajte stupeň hydrolýzy ZnCl2 v 1 kroku v 0,5 M roztoku.
Rozhodnutie: Iónová rovnica hydrolýzy Zn 2 + H 2 OZnOH + + H +
Kd ZnOH + 1 \u003d 1,5 × 10-9; hγ \u003d √ (Kw / [Kd hlavná ∙ Cm]) \u003d 10 - 14 / 1,5 - 10 - 9 - 0,5 \u003d 0,36 - 10 - 2 (0,36%).
Príklad 3.Pripravte iónovo-molekulárne a molekulárne rovnice hydrolýzy solí: a) KCN; b) Na2C03; c) ZnSO4. Stanovte reakciu média v roztoku týchto solí.
Rozhodnutie:a) Kyanid draselný KCN je soľ slabej kyseliny monobázickej (pozri tabuľku I v prílohe), HCN a silnej bázy KOH. Po rozpustení vo vode sa molekuly KCN úplne disociujú na katióny K + a CN - anióny. Katióny K + nemôžu viazať ióny OH - vody, pretože KOH je silný elektrolyt. Anióny CN - viažu H + ióny vody a vytvárajú molekuly slabého elektrolytu HCN. Soľ sa hydrolyzuje na anióne. Rovnica iónovo-molekulárnej hydrolýzy
CN - + H20 HCN + OH -
alebo v molekulárnej forme
KCN + H20 HCN + KOH
V dôsledku hydrolýzy sa v roztoku objaví určitý prebytok OH - iónov, preto má roztok KCN alkalickú reakciu (pH\u003e 7).
b) Uhličitan sodný Na2C03 je soľ slabej kyseliny polybázovej a silnej bázy. V tomto prípade anióny soli СО 3 2-, viažuce vodíkové ióny vody, tvoria anióny kyslej soli HCO - 3, a nie molekuly Н 2 СО 3, pretože ióny НСО - 3 disociujú oveľa ťažšie ako molekuly Н 2 СО 3. Za normálnych podmienok hydrolýza prebieha podľa prvého stupňa. Soľ sa hydrolyzuje na anióne. Rovnica iónovo-molekulárnej hydrolýzy
CO 2- 3 + H 2 OHCO - 3 + OH -
alebo v molekulárnej forme
Na2C03 + H20 NaHC03 + NaOH
V roztoku sa objaví nadbytok OH - iónov, preto roztok Na2C03 má alkalickú reakciu (pH\u003e 7).
c) Síran zinočnatý ZnS04 je soľ slabej viackyselinovej bázy Zn (OH) 2 a silnej kyseliny H2S04. V tomto prípade katióny Zn + viažu hydroxylové ióny vody a vytvárajú katióny bázickej soli ZnOH +. K tvorbe molekúl Zn (OH) 2 nedochádza, pretože ióny ZnOH + sa disociujú oveľa ťažšie ako molekuly Zn (OH) 2. Za normálnych podmienok hydrolýza prebieha podľa prvého stupňa. Soľ sa hydrolyzuje katiónom. Rovnica iónovo-molekulárnej hydrolýzy
Zn 2+ + H 2 OZnOH + + H +
alebo v molekulárnej forme
2ZnSO4 + 2Н2 О (ZnOH) 2S04 + H2S04
V roztoku sa objaví nadbytok vodíkových iónov, preto má roztok ZnSO4 kyslú reakciu (pH< 7).
Príklad 4.Aké produkty vznikajú zmiešaním roztokov A1 (NO 3) 3 a K 2 CO 3? Zostavte rovnicu iónovo-molekulárnej a molekulárnej reakcie.
Rozhodnutie.Soľ A1 (N03) 3 sa hydrolyzuje katiónom a K2C03 aniónom:
A1 3+ + H20 A1OH 2+ + H +
CO 2- 3 + H20 NSO - s + OH -
Ak sú roztoky týchto solí v jednej nádobe, potom dôjde k vzájomnému posilneniu hydrolýzy každej z nich, pretože ióny H + a OH - tvoria molekulu slabého elektrolytu H20. V takom prípade sa hydrolytická rovnováha posúva doprava a hydrolýza každej z prijatých solí končí na konci tvorbou Al (OH) 3 a C02 (H2C03). Iontovo-molekulárna rovnica:
2A1 3+ + ЗСО 2- 3 + ЗН 2 О \u003d 2А1 (ОН) 3 + ЗСО 2
molekulárna rovnica: ZCO2 + 6KNO3
2A1 (NO 3) 3 + ЗК 2 СО 3 + ЗН 2 О \u003d 2А1 (ОН) 3
